Die Reaktionsgeschwindigkeit $v$ gibt an, wie schnell sich die Konzentration eines Stoffes ändert, hier eines Edukts A (deshalb das Minuszeichen). Die mittlere Geschwindigkeit in einem Zeitintervall ist der Quotient aus Konzentrationsänderung und Zeit; im $c$-$t$-Diagramm ist das die Steigung der Sekante durch zwei Punkte der Kurve. Die momentane Geschwindigkeit zur Zeit $t$ ist die Steigung der Tangente an die Kurve in diesem Punkt, also der Grenzwert für $\Delta t \to 0$ (die Ableitung). Einheit: mol/(L·s) oder mol/(L·min).

Meist sinkt $v$ im Verlauf, weil die Edukte verbraucht werden. Man misst, was sich leicht erfassen lässt: Gasvolumen, Druck, Masse, Leitfähigkeit oder Farbe. Haben die Stoffe verschiedene Koeffizienten, ändern sich ihre Konzentrationen verschieden schnell; man gibt daher den Stoff an.

Nach der Stoßtheorie reagieren Teilchen nur, wenn sie zusammenstoßen. Die meisten Stöße bleiben wirkungslos. Effektiv ist ein Stoß, wenn die Teilchen mindestens die Aktivierungsenergie $E_{\mathrm{A}}$ mitbringen und günstig zueinander ausgerichtet sind. Die Teilchen haben verschieden viel Energie; nur der Anteil oberhalb von $E_{\mathrm{A}}$ kann reagieren. Die Geschwindigkeit ist proportional zur Zahl der effektiven Stöße je Zeit und Volumen.

Die RGT-Regel (Reaktionsgeschwindigkeit-Temperatur-Regel, nach van 't Hoff) besagt: Bei 10 K mehr wird die Reaktion etwa 2- bis 4-mal so schnell. Mit dem Faktor $Q$ für 10 K (meist 2 bis 3) gilt für eine Erhöhung um $\Delta T$ die folgende Näherung. Sie passt nur für mäßige Temperaturbereiche und nicht für alle Reaktionen. Die Reaktionszeit verkürzt sich um denselben Faktor.

Im Energiediagramm trägt man die Enthalpie gegen den Reaktionsverlauf auf. Edukte und Produkte liegen auf verschiedenen Niveaus, dazwischen liegt ein Maximum, der Übergangszustand. Die Höhe vom Eduktniveau bis zum Maximum ist $E_{\mathrm{A}}$ der Hinreaktion, die Höhe vom Produktniveau bis zum Maximum $E_{\mathrm{A}}$ der Rückreaktion. Der Unterschied der Niveaus ist $\Delta_{\mathrm{R}}H$. Je größer $E_{\mathrm{A}}$, desto langsamer die Reaktion bei gegebener Temperatur.

Ein Katalysator erhöht die Geschwindigkeit, ohne im Gesamtergebnis verbraucht zu werden. Er eröffnet einen Reaktionsweg über Zwischenstufen, bei dem alle Schritte kleinere Aktivierungsenergien haben. Er beschleunigt Hin- und Rückreaktion gleich stark; $\Delta_{\mathrm{R}}H$ und die Lage eines Gleichgewichts bleiben unverändert, es stellt sich nur schneller ein.

• Bei der homogenen Katalyse liegen Katalysator und Reaktanten in derselben Phase vor. Beispiel: gelöste Iodid-Ionen beschleunigen den Zerfall von $\mathrm{H_2O_2}$ in zwei Schritten, $\mathrm{H_2O_2 + I^- \longrightarrow H_2O + IO^-}$ und $\mathrm{H_2O_2 + IO^- \longrightarrow H_2O + O_2 + I^-}$. Das Iodid wird zurückgebildet. Auch Oxonium-Ionen bei der Veresterung wirken so.
• Bei der heterogenen Katalyse liegt der Katalysator in einer anderen Phase vor, meist fest, die Reaktanten sind gasförmig oder gelöst. Die Teilchen werden an der Oberfläche gebunden (Adsorption), reagieren dort und lösen sich wieder ab (Desorption). Eine große Oberfläche ist wichtig. Beispiele: Platin und Rhodium im Abgaskatalysator ($\mathrm{2\,CO + 2\,NO \longrightarrow 2\,CO_2 + N_2}$), Eisen bei der Ammoniaksynthese, Braunstein beim Zerfall von $\mathrm{H_2O_2}$. Katalysatorgifte besetzen die Oberfläche und machen ihn unwirksam.